熱點11水溶液中的離子平衡考向1電解質(zhì)溶液中的平衡【真題研磨】典例(2024·新課標卷)常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中,分布系數(shù)δ與pH的變化關(guān)系如圖所示。[比如:δ(CH2ClCOO-)=c(下列敘述正確的是(D)A.曲線M表示δ(CHCl2COO-)~pH的變化關(guān)系B.若酸的初始濃度為0.10mol·L-1,則a點對應的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)

C.CH2ClCOOH的電離常數(shù)Ka=10-1.3D.pH=2.08時,電離度α(【審答思維】題干劃線部分關(guān)鍵信息解讀關(guān)鍵信息信息解讀CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液和曲線M兩者均為弱酸,—Cl為吸電子基團,因此氯原子多的羧酸,酸性更強,隨著pH的增大,CH2ClCOOH、CHCl2COOH濃度減小,CH2ClCOO-、CHCl2COO-濃度增大,曲線M表示δ(CH2ClCOO-)~pH的變化關(guān)系

酸的初始濃度為0.10mol·L-1,a點對應的溶液δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8。Ka(CHCl2COOH)≈10-1.3、Ka(CH2ClCOOH)≈10-2.8。

c0(CHCl2COOH)=0.1mol·L-1,若溶液中溶質(zhì)只有CHCl2COOH,則c(CHCl2COO-)=c(H+)≈Ka(CHCl2COOH)·c0(CHCl2COOH)=10-1.15mol·L-1。a點對應的c(H+)=0.1mol·L-1,根據(jù)電荷守恒【失分警示】溶液的堿性越強,弱酸的電離平衡向正向移動,弱酸的電離程度增大,從而根據(jù)曲線的變化趨勢判斷曲線所代表的微粒?！究紙黾挤ā繌摹岸ㄐ浴焙汀岸俊眱蓚€角度分析外界條件改變時電離平衡的移動1.從定性角度分析電離平衡理解勒夏特列原理——平衡向“減弱”這種改變的方向移動,移動結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。2.從定量角度分析電離平衡理解濃度商規(guī)則——當Qc>K時,平衡逆向移動;當Qc=K時,處于平衡狀態(tài);Qc<K時,平衡正向移動?！径嗑S演練】1.★★★(水解平衡移動)已知[Fe(H2O)6]3+呈淡紫色。為探究鐵鹽溶液呈黃色的原因,進行了實驗。結(jié)合實驗事實,下列分析錯誤的是(D)序號實驗操作現(xiàn)象①向2mL較濃硫酸中滴加2滴飽和FeSO4溶液溶液變淡紫色②向2mL0.05mol·L-1Fe2(SO4)3中滴加少量3mol·L-1H2SO4溶液黃色變淺A.實驗①中Fe2+被氧化為[Fe(H2O)6]3+B.實驗①使用較濃硫酸因其酸性強且含水量少,能抑制Fe3+水解C.由實驗可知鐵鹽溶液呈黃色可能是Fe3+水解導致D.由實驗①和②推測OH-的配位能力比H2O弱2.★★★(電離平衡移動)已知:NH2OH、苯酚分別為一元弱堿和一元弱酸。25℃時,將10mL濃度均為0.1mol·L-1的NH2OH、苯酚兩種溶液分別加水稀釋的曲線如圖所示,V是溶液體積(mL)。pOH=-lgc(OH-)。下列說法正確的是(D)A.曲線m為NH2OH溶液加水稀釋的曲線B.lgV=1時,水的電離程度:NH2OH>苯酚C.同濃度同體積的NH2OH和苯酚混合后溶液顯酸性D.電離常數(shù):Kb(NH2OH)>Ka(苯酚)3.★★★★(電離平衡與水解平衡)草酸(H2C2O4)是一種二元弱酸。常溫下向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液,混合溶液里lgX[X表示c(HC2O4-)A.直線Ⅰ中X表示的是cB.直線Ⅰ、Ⅱ的斜率均為1C.c(HC2O4-)>c(C2O42-)>c(H2C2D.c(Na+)=c(HC2O4-)+2c(C2O4考向2水溶液中離子濃度的大小關(guān)系【真題研磨】典例(2024·湖南選擇考)常溫下Ka(HCOOH)=1.8×10-4,向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液,混合溶液中某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關(guān)系如圖所示,下列說法錯誤的是(D)A.水的電離程度:M<NB.M點:2c(OH-)=c(Na+)+c(H+)C.當V(HCOOH)=10mL時,c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-)D.N點:c(Na+)>c(HCOO-)>c(OH-)>c(H+)>c(HCOOH)【審答思維】題干劃線部分關(guān)鍵信息解讀關(guān)鍵信息信息解讀某兩種離子的濃度隨加入HCOOH溶液體積的變化關(guān)系兩條曲線中,其中一條起點為0.10mol·L-1,終點為0,為OH-,另一條曲線的起點為0,終點時約為0.05mol·L-1,為HCOO-水的電離程度酸或堿對水的電離起到抑制作用,可水解的鹽對水的電離起到促進作用M點橫坐標為10mL,且此時溶液中的OH-與HCOO-濃度相等N點兩者恰好完全中和【失分警示】本題在分析圖像時易忽略圖像的特殊的點,從而無法從圖像中提取有效信息并進行解題。模型建構(gòu)巧抓“五個點”突破酸堿中和滴定問題抓反應的“起始”點判斷酸、堿的相對強弱抓反應的“一半”點判斷是哪種溶質(zhì)的等量混合抓溶液的“中性”點判斷溶液中溶質(zhì)的成分及哪種物質(zhì)過量或不足抓“恰好”反應點判斷生成的溶質(zhì)成分及溶液的酸堿性抓反應的“過量”點判斷溶液中的溶質(zhì),判斷哪種物質(zhì)過量【考場技法】1.離子濃度大小比較中的三個“守恒”(1)電荷守恒電解質(zhì)溶液中,陽離子的電荷總數(shù)與陰離子的電荷總數(shù)相等,溶液呈電中性。例如:Na2CO3溶液中,c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(C(2)物料守恒電解質(zhì)溶液中,各原子的數(shù)目一定,符合原子守恒。例如:Na2CO3溶液中,c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(3)質(zhì)子守恒根據(jù)H2OH++OH-可知,由水電離出的c(H+)與c(OH-)始終相等,水電離出的H+或OH-雖與其他離子結(jié)合以不同的形式存在,但其總量不變。例如:K2S溶液中,c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)2.離子濃度大小比較時守恒式的選擇粒子濃度關(guān)系思考套用公式一邊全為陰離子,另一邊全為陽離子電荷守恒式一邊微粒全含有一種元素,另一邊微粒全含另一種元素物料守恒式一邊微粒能電離H+,另一邊微粒能結(jié)合H+質(zhì)子守恒式兩邊沒有明顯特征三守恒式結(jié)合【多維演練】1.★★(溶液中離子濃度關(guān)系)次磷酸(H3PO2)是一種一元弱酸,與等濃度等體積的NaOH完全反應后生成NaH2PO2,下列敘述錯誤的是(D)A.NaH2PO2溶液中存在:c(H2PO2-)+c(OH-)=c(H+)+c(NaB.H3PO2溶液中存在電離平衡:H3PO2H2PO2-+HC.NaH2PO2溶液中:c(Na+)>c(H2PO2-)>c(OH-)>c(HD.NaH2PO2的水溶液加水稀釋,c(2.★★★(溶液中離子濃度關(guān)系)常溫下,向20mL0.1mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加0.1mol·L-1的NaOH溶液,溶液pH與NaOH溶液體積的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是(已知:lg3=0.5)(C)A.a點溶液中:c(SO42-)>c(NH4+)>c(H+B.a點至b點過程中,由水電離出的c(H+)一直減小C.在b點和c點之間的某點溶液中存在c(Na+)+c(NH4+)=2c(SD.不考慮混合時溶液體積的變化,n=12.5考向3水溶液中離子平衡圖像分析【真題研磨】典例(2024·黑、吉、遼選擇考)25℃下,AgCl、AgBr和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲線如下圖所示。某實驗小組以K2CrO4為指示劑,用AgNO3標準溶液分別滴定含Cl-水樣、含Br-水樣。已知:①Ag2CrO4為磚紅色沉淀;②相同條件下AgCl溶解度大于AgBr;③25℃時,pKa1(H2CrO4)=0.7,pKa2(H2CrO4)=6.5。pAg=-lg[c(Ag+)/(mol·L-1)]pX=-lg[c(Xn-)/(mol·L-1)](Xn-代表Cl-、Br-或CrO4下列說法錯誤的是(D)A.曲線②為AgCl沉淀溶解平衡曲線B.反應Ag2CrO4+H+2Ag++HCrO4-的平衡常數(shù)K=10C.滴定Cl-時,理論上混合液中指示劑濃度不宜超過10-2.0mol·L-1D.滴定Br-達終點時,溶液中c(B【審答思維】題干劃線部分關(guān)鍵信息解讀【失分警示】本題的失分點在于無法從圖像中的關(guān)鍵之處提取有效信息并利用信息解答相應問題?！究紙黾挤ā?一)從微觀、宏觀層面認識常見曲線1.稀釋曲線(1)同體積、同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋加水稀釋一樣的倍數(shù),醋酸的pH大加水稀釋到一樣的pH,鹽酸加的水多(2)同體積、同pH的鹽酸、醋酸加水稀釋加水稀釋一樣的倍數(shù),鹽酸的pH大加水稀釋到一樣的pH,醋酸加的水多(3)稀釋倍數(shù)與pH的線性關(guān)系①HY為強酸,HX為弱酸②a、b兩點的溶液中:c(X-)=c(Y-)③水的電離程度:d>c>a=b①MOH為強堿,ROH為弱堿②c(ROH)>c(MOH)③水的電離程度:a>b2.滴定曲線氫氧化鈉滴定等濃度等體積的鹽酸、醋酸的滴定曲線鹽酸滴定等濃度等體積的氫氧化鈉,氨水的滴定曲線3.分布分數(shù)曲線分布曲線是指以pH為橫坐標、分布系數(shù)(即組分的平衡濃度占總濃度的分數(shù))為縱坐標的關(guān)系曲線一元弱酸(以CH3COOH為例)二元酸(以草酸H2C2O4為例)δ0為CH3COOH分布系數(shù),δ1為CH3COO-分布系數(shù)δ0為H2C2O4分布系數(shù),δ1為HC2O4-分布系數(shù)、δ2為C2(二)從數(shù)學角度了解對數(shù)圖像和負對數(shù)圖像1.對數(shù)圖像將溶液中某一微粒的濃度[如c(A)]或某些微粒濃度比值[如c(A)c(B)]取對數(shù),即lg①若c(A)=1[或c(A)c(B)②若c(A)>1[或c(A)c(B)>1]時,lgc(A)或lg[c(A③若c(A)<1[或c(A)c(B)<1]時,lgc(A)或lg[c(A)c2.負對數(shù)圖像pH圖像將溶液中c(H+)取負對數(shù):即pH=-lgc(H+),反映到圖像中是c(H+)越大,則pH越小pOH圖像將溶液中c(OH-)取負對數(shù),即pOH=-lgc(OH-),反映到圖像中是c(OH-)越大,則pOH越小pC圖像將溶液中某一微粒濃度[如c(A-)]或某些微粒濃度的比值取負對數(shù),即pC=-lgc(A-),反映到圖像中是c(A-)越大,則pC越小【多維演練】1.★★(傳統(tǒng)滴定圖像)常溫下,將一定濃度的HCl溶液滴加到pH=12的MOH溶液中,溶液的pH與粒子濃度比值的對數(shù)關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是(D)A.MOH的電離常數(shù):Kb(MOH)=1×10-4B.a點溶液中c(M+)=c(MOH)>c(Cl-)>c(OH-)C.水的電離程度:a<b<cD.將c點溶液加水稀釋,c點向b點移動2.★★★(新型滴定圖像)室溫下,向20mL0.5mol·L-1的弱堿(MOH)溶液中逐滴加入濃度為0.25mol·L-1的鹽酸,溶液中l(wèi)gc(MOH)c(M+)和溶液的pOH[pOH=-lgc(OH-A.MCl的水解常數(shù)的數(shù)量級為10-9B.b點時,c(M+)>c(Cl-)>c(MOH)>c(OH-)>c(H+)C.c點時,2c(M+)+c(MOH)+c(H+)=3c(Cl-)+c(OH-)D.a、b、c、d四點中,b點對應溶液中水的電離程度最大1.★★(弱酸電離及鹽類水解的平衡移動)已知25℃時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)如表:弱酸化學式HFH2SO3電離平衡常數(shù)(25℃)Ka=6.8×10-4Ka1=1.3×10-3Ka2=5.6×10-8下列有關(guān)說法正確的是(C)A.等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系:pH(Na2SO3)<pH(NaF)<pH(NaHSO3)B.將0.1mol·L-1的HF與0.1mol·L-1的NaF等體積混合,混合液pH>7C.Na2SO3溶液中加入足量HF發(fā)生反應的離子方程式為SO32-+HF===FD.NaHSO3溶液中部分微粒濃度的大小:c(Na+)>c(HSO3-)>c(H2SO3)>c(S2.★★★(弱電解質(zhì)的電離平衡)如圖為亞砷酸As(OH)3和酒石酸(H2T,lgKa1=-3.04,lgKa2=-4.37)混合體系中部分物種的c-pH圖(濃度:總As為5.0×10-4mol·L-1,總T為1.0×10-3mol·L-1)。下列說法錯誤的是(D)A.As(OH)3的lgKa1為-9.1B.[As(OH)2T]-的酸性比As(OH)3的強C.pH=3.1時,As(OH)3的濃度比[As(OH)2T]-的高D.pH=7.0時,溶液中濃度最高的物種為As(OH)33.★★★(溶液中離子濃度守恒和大小關(guān)系)在50mL2mol·L-1的NaOH溶液中,通入VL(標準狀況)CO2,下列說法錯誤的是(B)A.若V=1.12L,所得溶液中一定有c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+cB.若1.12L<V<2.24L,所得溶液中一定有c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-C.若V=2.24L,所得溶液中一定有c(OH-)-c(H+)=c(H2CO3)-c(CO3D.若V=2.24L,所得溶液中一定有c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c4.★★★(離子濃度大小比較)28℃時,向10mL0.1mol·L-1NH4HSO4溶液中逐滴滴入0.1mol·L-1NaOH溶液(不考慮氨氣的揮發(fā)),溶液的pH與加入的NaOH溶液體積關(guān)系如圖所示,下列說法正確的是(D)A.P點pH<7的主要原因是NH4B.M點和Q點水的電離程度:M<QC.M點c(NH4+)+c(Na+)=2c(SD.Q點2c(NH4+)+2c(NH3·H2O)=c(Na5.★★★(分布系數(shù)圖像)二元弱堿M(OH)2在常溫下的水溶液里,微粒的分布分數(shù)(δ)隨pH的變化關(guān)系如圖所示。下列說法錯誤的是(A)A.常溫下,M(OH)2的二級電離常數(shù)的數(shù)量級為10-4B.常溫下,等物質(zhì)的量的M(OH)2和M(OH)Cl組成的混合溶液顯堿性C.M(OH)2與少量的硫酸反應得到的鹽為[M(OH)]2SO4D.MCl2溶液中,c(H+)=c{[M(OH)]+}+2c[M(OH)2]+c(OH-)6.★★★(對數(shù)圖像)25℃時,向一定濃度的N2H6Cl2溶液中滴入NaOH溶液,粒子濃度與混合溶液pH的變化關(guān)系如圖所示。已知:肼在水中的電離方程式:N2H4+H2ON2H5++OH-,N2H5++H2ON2H62++OH-;pY=-lgY,Y表示c(A.曲線Ⅰ表示c(N2B.N2H4的第一步電離的平衡常數(shù)的數(shù)量級為10-4C.pH=8.39時,c(N2H5+)>c(N2H62+)>c(ND.pH=9.93時,c(Na+)>3c(N2H57.★★★(對數(shù)圖像)25℃時,某混合溶液中c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)=0.01mol·L-1,由水電離出的c水(H+)的對數(shù)lgc水(H+)與lgc(HA-)cA.曲線L1表示lgc水(H+)與lgc(B.Y點時存在c(H2A)=c(HA-)=c(A2-)C.Ka1(H2A)=10-6D.Z點時溶液的pH=78.★★★★(電離平衡與水解平衡綜合應用)已知pc(CH3COOH)c(CH3COO-)=-lgc(CH3COOH)cA.x=2.25B.水的電離程度:c>b>aC.當pc(CH3COOH)cD.當溶液中加入10.00mLNaOH溶液時:c(H+)+2c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol·L-1-c(OH-)9.★★★★(沉淀溶解平衡曲線)25℃時,往50mL蒸餾水中加入足量CaCO3粉末(Ksp=3.4×10-9),經(jīng)過140s后往溶液中加入CaCl2粉末(忽略溫度變化),整個過程中溶液電導率和pH隨時間的變化如圖所示,下列說法中錯誤的是(D)A.加入CaCO3粉末后,溶液pH上升的原因為CO32-+H2OHCOB.加入CaCl2粉末后,溶液中的CO3C.200s時,2c(Ca2+)>c(Cl-)+2c(CO32-)+cD.200s時,c(Ca2+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c10.★★★★(滴定曲線)常溫下,用0.5mol·L-1NaHCO3溶液滴定25.00mL0.25mol·L-1CaCl2溶液,測得混合溶液的pH隨滴加NaHCO3溶液體積的變化如圖所示,當?shù)渭?5.00mLNaHCO3溶液時出現(xiàn)較為明顯的白色沉淀[已知:常溫下,Ksp(CaCO3)=3.5×10-9、Ka1(H2CO3)=4.4×10-7、Ka2(H2CO3)=4.5×10-11、100.8≈6.3]。下列說法正確的是(D)A.從a點到b點,水的電離程度減小B.從b點到c點,pH減小是因為發(fā)生反應:Ca2++HCO3-===CaCO3C.c點溶液中:c(HCO3-)>c(CO32-)>cD.d點溶液中:c(Ca2+)·c(HCO3-熱點11水溶液中的離子平衡考向1【典例】【審答思維】強減小增大1.32.8D隨著pH增大,CH2ClCOOH、CHCl2COOH濃度逐漸減小,CH2ClCOO-、CHCl2COO-濃度逐漸增大,—Cl為吸電子基團,CHCl2COOH的酸性強于CH2ClCOOH,即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH),δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8,則兩種酸的電離常數(shù)分別為Ka(CHCl2COOH)≈10-1.3,Ka(CH2ClCOOH)≈10-2.8,由此分析解題。A.根據(jù)分析,曲線M表示δ(CH2ClCOO-)~pH的變化關(guān)系,A錯誤;B.Ka(CHCl2COOH)=c(CHCl2COO-)·c(H+)c(CHCl2COOH),初始c0(CHCl210-1.15mol·L-1,但a點對應的c(H+)=0.1mol·L-1,說明此時溶液中加入了酸性更強的酸,根據(jù)電荷守恒可知c(H+)>c(CHCl2COO-)+c(OH-),B錯誤;C.根據(jù)分析,CH2ClCOOH的電離常數(shù)Ka=10-2.8,C錯誤;D.電離度α=n電離n始,n始=n電離+n未電離,則α(CH2ClCOOH)=δ(CH2ClCOO-),α(CHCl2COOH)=δ(CHCl2COO-),pH=2.08時,δ(CH2ClCOO-)=0.15,δ(CHCl2COO1.D實驗①中,溶液變淡紫色,說明Fe2+被氧化為[Fe(H2O)6]3+,故A正確;實驗①使用較濃硫酸因其酸性強且含水量少,能抑制Fe3+水解,Fe3++3H2O===Fe(OH)3+3H+,故B正確;由實驗可知,鐵鹽溶液呈黃色可能是Fe3+水解導致,故C正確;對比實驗①②,Fe2(SO4)3溶液是黃色,且滴加少量3mol·L-1H2SO4,溶液黃色變淺,說明c(H+)增大,Fe3+水解平衡逆向移動,則Fe3+和OH-的結(jié)合能力大于Fe3+和H2O的結(jié)合能力,OH-的配位能力比H2O強,故D錯誤。2.DA.pOH大于7為酸性溶液,所以曲線m為苯酚溶液加水稀釋的曲線,選項A錯誤;B.NH2OH、苯酚分別為一元弱堿和一元弱酸,二者均抑制水的電離,lgV=1時苯酚中氫離子濃度約為10-5.5mol·L-1,羥胺中氫氧根離子濃度約為10-4.5mol·L-1,故水的電離程度為苯酚>NH2OH,選項B錯誤;C.結(jié)合B可知lgV=1即沒有加水時羥胺的電離程度更大,同濃度同體積的NH2OH和苯酚混合后得到正鹽,根據(jù)越弱越水解可知溶液顯堿性,選項C錯誤;D.結(jié)合B、C可知,Kb(NH2OH)>Ka(苯酚),選項D正確。3.C二元弱酸草酸的K1=c(H+)c(HC2OpH=-lgc(H+)=-lgK,pH1=1.22<pH2=4.19,表明K1=10-1.22>K2=10-4.19,所以直線Ⅰ中X表示的是c(HC2O4-)c(H2C2O4),直線Ⅱ中X表示的是c(C2O42-)c(HC2O4-),A正確;pH=0時,lgc(HC2O4-)c(H2C2O4)=lgK1=-1.22,lgc(C2O42-)c(HC2O4-)=lgK2=-4.19,所以,直線Ⅰ、Ⅱ的斜率均為1,B正確;設(shè)pH=a,c(H+)=10-a,c(C2O42-)c(HC2O4-)=K2c(H+)=10a-4.19,當c(C2O42-)<c(HC2O4-)時,10a-4.19<1,即a-4.19<0,解得:a<4.19;K1·K2=c(H+)c(HC2O4-)c(H2C2O考向2【典例】D結(jié)合起點和終點,向20mL0.10mol·L-1NaOH溶液中緩慢滴入相同濃度的HCOOH溶液,濃度發(fā)生改變的微粒是OH-和HCOO-,當V(HCOOH)=0mL,溶液中存在的微粒是OH-,可知隨著甲酸的加入,OH-被消耗,濃度逐漸下降,即經(jīng)過M點在下降的曲線表示的是OH-濃度的改變,經(jīng)過M點、N點在上升的曲線表示的是HCOO-濃度的改變。M點時,V(HCOOH)=10mL,溶液中的溶質(zhì)為c(HCOOH)∶c(HCOO-)=1∶1,仍有未反應的甲酸,對水的電離是抑制的,N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa,此時僅存在HCOONa的水解,此時水的電離程度最大,故A正確;M點時,V(HCOOH)=10mL,溶液中的溶質(zhì)為c(HCOOH)∶c(HCOO-)=1∶1,根據(jù)電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),M點為交點可知c(HCOO-)=c(OH-),可得2c(OH-)=c(Na+)+c(H+),故B正確;當V(HCOOH)=10mL時,溶液中的溶質(zhì)為c(HCOOH)∶c(HCOONa)=1∶1,根據(jù)電荷守恒有c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),根據(jù)物料守恒c(Na+)=2c(HCOO-)+2c(HCOOH),可得c(OH-)=c(H+)+2c(HCOOH)+c(HCOO-),故C正確;N點HCOOH溶液與NaOH溶液恰好反應生成HCOONa,甲酸根發(fā)生水解,因此c(Na+)>c(HCOO-)及c(OH-)>c(H+);觀察圖中N點可知,c(HCOO-)≈0.05mol·L-1,根據(jù)Ka(HCOOH)=c(H+)·c(HCOO-)c(HCOOH1.DA.根據(jù)溶液中電荷守恒,陽離子所帶正電荷總量等于陰離子所帶負電荷總量,A正確;B.次磷酸是一元弱酸,所以電離是不完全電離,一分子只能電離出一個H+,B正確;C.H2PO2-水解,離子數(shù)量少于Na+,陰離子水解溶液顯堿性,c(OH-)>c(H+),H2PO2-水解數(shù)量較少,所以剩余H2PO2-要遠多于OH-,C正確;D.NaH2PO2的水溶液加水稀釋,H2PO2-水解程度增大,但由于溶液體積增大程度更大,所以c(H3PO2)、c(OH-)變小,溶液中c(H+)變大2.Ca點溶液中溶質(zhì)為NH4HSO4,NH4HSO4和NaOH溶液混合時先發(fā)生中和反應,再生成弱電解質(zhì)NH3·H2O,酸或堿抑制水電離,b點前發(fā)生的是中和反應,b點溶質(zhì)為Na2SO4、(NH4)2SO4;c點溶質(zhì)為Na2SO4、NH3·H2O。A.NH4HSO4在水中完全電離出NH4+、H+和SO42-,由于NH4+發(fā)生水解產(chǎn)生H+,且溶液呈酸性,則離子濃度大小為c(H+)>c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH-),A項錯誤;B.a點至b點過程中,H+不斷被中和,對水的電離抑制作用越來越小,由水電離出的c(H+)一直增大,b點時水的電離程度最大,B項錯誤;C.b點溶質(zhì)為Na2SO4、(NH4)2SO4,NH4+水解使溶液呈酸性,c點溶質(zhì)為Na2SO4、NH3·H2O,NH3·H2O電離使溶液呈堿性,中性點在b與c之間,即c(H+)=c(OH-),根據(jù)電荷守恒關(guān)系:c(Na+)+c(NH4+)=2c(SO42-),C項正確;D.c點溶液中cpH=14-pOH=14-(1+lg3)=12.5,實際上一水合氨電離程度約為1%,pH<12.5,D項錯誤?？枷?【典例】D由于AgCl和AgBr中陰、陽離子個數(shù)比均為1∶1,即兩者圖像平行,所以①代表Ag2CrO4,由于相同條件下,AgCl溶解度大于AgBr,即Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr),所以②代表AgCl,則③代表AgBr,根據(jù)①上的點(2.0,7.7),可求得Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)×c(CrO42-)=(10-2)2×10-7.7=10-11.7,根據(jù)②上的點(2.0,7.7),可求得Ksp(AgCl)=c(Ag+)×c(Cl-)=10-2×10-7.7=10-9.7,根據(jù)③上的點(6.1,6.1),可求得Ksp(AgBr)=c(Ag+)×c(Br-)=10-6.1×10-6.1=10-12.2。由分析得,曲線②為AgCl沉淀溶解平衡曲線,故A正確;反應Ag2CrO4+H+2Ag++HCrO4-的平衡常數(shù)K=c2(Ag+)c(HCrO4-)c(H+)=c2(Ag+)c(CrO=10-11.7(10-4.85)2=10-2.0(mol·L-1),因此,指示劑的濃度不宜超過10-2.0mol·L-1,故C正確;當Br-到達滴定終點時,c(Ag+)=c(Br-)=Ksp(AgBr)=10-6.1mol·L-1,即c(CrO1.DA.由圖可知a點時,lgc(M+)c(MOH)=0,c(M+)c(MOH)=1,溶液為MOH和MCl的混合溶液,pH=10,c(OH-)=1×10-4mol·L-1,故Kb(MOH)=c(M+)·c(OH-)c(MOH)=1×10-4,故A正確;B.a點時lgc(M+)c(MOH)=0,可知c(M+=c(OH-)pH=12-c(OH-)pH=10=(10-2-10-4)mol·L-1,故B正確;C.a→c的過程中,水的電離程度逐漸增大,當MOH全部轉(zhuǎn)化為MCl時,水的電離程度最大,故C正確;D.c點溶液呈中性,加水稀釋,pH不變,故D錯誤。2.BA.a點時,lgc(MOH)c(M+)=0、pOH=4.2,則Kb=c(M=10-9.8≈1.58×10-10,數(shù)量級為10-10,A錯誤;B.b點時中和率為50%,故MOH和MCl理論上的物質(zhì)的量比為1∶1,但此時溶液的pOH在4.2~5.2,呈堿性,說明MOH的電離程度大于MCl的水解程度,故c(M+)>c(Cl-)>c(MOH)>c(OH-)>c(H+),B正確;C.c點時中和率大于50%,則c(M+)+c(MOH)<2c(Cl-),結(jié)合電荷守恒c(M+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),得出2c(M+)+c(MOH)+c(H+)<3c(Cl-)+c(OH-),C錯誤;D.d點時中和率為100%,說明溶質(zhì)理論上均為MCl,MCl水解促進水的電離,故此時溶液中水的電離程度最大,D錯誤。1.C電離平衡常數(shù)越大,酸的酸性越強,其對應的酸根離子水解程度越小,則相同濃度的鈉鹽溶液的pH越小,電離平衡常數(shù)H2SO3>HF>HSO3-,則水解程度:SO32->F->HSO3-,所以相同濃度的鈉鹽:pH(Na2SO3)>pH(NaF)>pH(NaHSO3),故A錯誤;HF的Ka=6.8×10-4,其水解平衡常數(shù)Kh=10-146.8×10-4≈1.47×10-11<6.8×10-4,說明HF電離程度大于F-水解程度,則將等濃度的HF溶液與NaF溶液等體積混合,混合液呈酸性,故B錯誤;電離平衡常數(shù)H2SO3>HF>HSO3-,Na2SO3溶液中加入足量HF發(fā)生反應的離子方程式為SO32-+HF===F-+HSO3-,故C正確;H2SO3的Ka2=5.6×10-8,則SO32-的Kh2=10-141.3×10-3≈7.7×102.DA項,As(OH)3[As(OH)2O]-+H+,Ka1=c{[As(OH)2c{[As(OH)2O]-}=c[As(OH)3],Ka1=c(H+)=10-9.1,lgKa1為-9.1,正確;B項,[As(OH)2T]-[AsO(OH)T]2-+H+,Ka=c{[AsO(OH)Tc{[AsO(OH)T]2-}=c{[As(OH)2T]-},Ka=10-4.6,而由A項計算得As(OH)3的Ka1=10-9.1,即Ka>Ka1,故[As(OH)2T]-的酸性比As(OH)3的強,正確;C項,由題圖知,As(OH)3的濃度為左坐標,[As(OH)2T]-的濃度為右坐標,對比坐標值,則pH=3.1時,As(OH)3的濃度比[As(OH)2T]-的高,正確;D項,由已知條件知,酒石酸lgKa1=-3.04,lgKa2=-4.37,As(OH)3的lgKa1為-9.1,即酒石酸的第一步電離常數(shù)遠大于亞砷酸的第一步電離常數(shù),故酒石酸的酸性遠強于As(OH)3,另外總As的濃度也小于總T的濃度,當pH=7.0時,溶液中濃度最高的物種不是As(OH)3,錯誤。3.B當V=1.12L時,n(CO2)=1.12L220.1mol,n(CO2)∶n(NaOH)=1∶2,兩者恰好反應生成Na2CO3,根據(jù)物料守恒n(C)∶n(Na+)=1∶2,即存在c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)],A項正確;當1.12L<V<2.24L時,溶液中的溶質(zhì)為Na2CO3和NaHCO3的混合溶液,兩種鈉鹽的物質(zhì)的量相對大小未知,無法判斷c(HCO3-)和c(CO32-)的相對大小,B項錯誤;當V=2.24L,n(CO2)=2.24L22.4L·mol-1=0.1mol,n(CO2)=n(NaOH),二者恰好完全反應生成NaHCO3,根據(jù)電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-),根據(jù)物料守恒得到:c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3),所以存在c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-)+0.1mol,n(CO2)=n(NaOH),二者恰好完全反應生成NaHCO3,根據(jù)物料守恒得到:c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H4.DNH4HSO4溶液與NaOH反應時H+先反應,NH4+后反應,向10mL0.1mol·L-1NH4HSO4溶液中滴加0.1mol·L-1NaOH溶液時,當V(NaOH)=10mL時,H+恰好完全反應生成水;當V(NaOH)=20mL時,NH4+恰好完全反應生成NH3·H2O,所以P→M對應的離子方程式為H++OH-===H2O、M→Q對應的離子方程式為NH4++OH-NH3·H2O。P點pH<7的主要原因是NH4HSO4溶液中存在其電離出的氫離子,A錯誤;酸或堿抑制水電離,銨根離子促進水電離;M點溶質(zhì)為(NH4)2SO4、Na2SO4,Q點溶質(zhì)為Na2SO4、NH3·H2O,銨根離子促進水電離、一水合氨抑制水電離,則水電離程度M>Q,B錯誤;M點溶質(zhì)為(NH4)2SO4、Na2SO4,根據(jù)電荷守恒可得,c(NH4+)+c(Na+)+c(H+)=2c(SO42-)+c(OH-),Mc(NH4+)+c(Na+)<2c(SO42-),故C錯誤;Q點加入的NaOH的物質(zhì)的量為NH4HSO4的二倍,根據(jù)物料守恒可得:2c(NH4+)+2c(NH3·H5.AA.M(OH)2的二級電離為[M(OH)]+M2++OH-,a點時Kb2=c(OH-)×c(M2+)c([M(OH)]+)=c(OH-)=10-9,數(shù)量級為10-9,選項A錯誤;B.同理Kb1=10-4,M(OH)Cl的電離常數(shù)Kb2=10-9、水解常數(shù)Kh2=KwKb1=10-10,電離程度大于水解程度,等物質(zhì)的量的M(OH)2和M(OH)Cl組成的混合溶液顯堿性,選項B正確;C.M(OH)2與少量的硫酸反應,因堿過量生成堿式鹽[M(OH)]2SO4,選項C正確;D.MCl2溶液中,電荷守恒c(H+)+2c(M2+c([M(OH)]+)+c(M(OH)2)},兩式聯(lián)立消去c(Cl-)得到c(H+)=c([M(OH)]+)+2c(M(OH)2)+c(OH-),選項D正確。6.D由圖可知,25℃時,N2H4的電離平衡常數(shù)分別為Kb1(N2H4)=c(10-4.07,Kb2(N2H4)=c(N2H62+)c(OH-)c(N2c(N2H5+)c(N2H4)>c(N2H62+)c(N2H5+)。故曲線Ⅰ表示c(N2H62+)c(N2H5+)與pH的變化關(guān)系,曲線Ⅱ表示c(N2H5+)c(N2H4)與pH的變化關(guān)系,A錯誤;第一步電離平衡常數(shù)的數(shù)量級為10-5,B錯誤;由于2c(N2H62+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)和物料守恒:c(Cl-)=2[c(N2H5+)+c(N2H62+)+c(N2H4)],可知,c(Na+)>3